Применение[править | править вики-текст]
Явление электролиза широко применяется в современной промышленности. В частности, электролиз является одним из способов промышленного полученияалюминия, водорода, а также гидроксида натрия, хлора, хлорорганических соединений[источник не указан 2270 дней], диоксида марганца[2], пероксида водорода. Большое количество металлов извлекается из руд и подвергается переработке с помощью электролиза (электроэкстракция, электрорафинирование). Также электролиз является основным процессом, благодаря которому функционирует химический источник тока.
Электролиз находит применение в очистке сточных вод (процессы электрокоагуляции, электроэкстракции, электрофлотации). Применяется для получения многих веществ (металлов, водорода, хлора и др.), при нанесении металлических покрытий (гальваностегия), воспроизведении формы предметов (гальванопластика).
Первый закон Фарадея[править | править вики-текст]
Основная статья: Законы электролиза Фарадея
В 1832 году Фарадей установил,
что масса m вещества, выделившегося на
электроде, прямо пропорциональна
электрическому заряду q, прошедшему
через электролит:
,
если через электролит пропускается в
течение времени t постоянный ток с силой
тока I. Коэффициент
пропорциональности 
называется электрохимическим
эквивалентом вещества.
Он численно равен массе вещества,
выделившегося при прохождении через
электролит единичного электрического
заряда, и зависит от химической природы
вещества.
Вывод закона Фарадея[править | править вики-текст]
(1)
(3)
(4)
,
где z — валентность атома (иона)
вещества, e — заряд
электрона (5)
Подставляя (2)-(5) в (1), получим
,
где 
— постоянная
Фарадея.
Второй закон Фарадея[править | править вики-текст]
Электрохимические эквиваленты различных веществ пропорциональны их молярным массам и обратно пропорциональны числам, выражающим их химическую валентность.
Химическим эквивалентом иона называется отношение молярной массы A иона к его валентности z. Поэтому электрохимический эквивалент
,
где 
— постоянная
Фарадея.
Второй закон Фарадея записывается в следующем виде:
,
где 
— молярная
масса данного
вещества, образовавшегося (однако не
обязательно выделившегося — оно
могло и вступить в какую-либо реакцию
сразу после образования) в результате
электролиза, г/моль; 
— сила
тока,
пропущенного через вещество или смесь
веществ (раствор, расплав), А; 
—
время, в течение которого проводился
электролиз, с;
— постоянная
Фарадея, Кл·моль−1; 
—
число участвующих в процессе электронов,
которое при достаточно больших значениях
силы тока равно абсолютной величине
заряда иона (и его противоиона), принявшего
непосредственное участие в электролизе
(окисленного или восстановленного).
Однако это не всегда так; например, при
электролизе раствора соли меди(II) может
образовываться не только свободная
медь, но и ионы меди(I) (при небольшой
силе тока).
Изменение электролизом веществ[править | править вики-текст]
Не все вещества будут электролизироваться при пропускании электрического тока. Существуют некоторые закономерности и правила.
Катионы активных металлов |
Катионы менее активных металлов |
Катионы неактивныхметаллов |
|||
|
Li+, Cs+, Rb+, K+, Ba2+, Sr2+, Ca2+, Na+, Mg2+, Be2+, Al3+ |
Mn2+, Cr3+, Zn2+, Ga3+, Fe2+, Cd2+, In3+, Tl+, Co2+, Ni2+, Mo4+,Sn2+, Pb2+ |
Bi3+, Cu2+, Ag+, Hg2+, Pd3+,Pt2+, Au3+ |
||
|
Тяжело разряжаются (только из расплавов), в водном растворе электролизу подвергается вода с выделением водорода |
В водном растворе восстанавливается металл (при малой концентрации катионов в растворе — металл и водород) |
Легко разряжаются, и восстанавливается только металл |
||
Анионы кислородсодержащих кислот и фторид-ион |
Гидроксид-ионы; анионы бескислородных кислот(кроме F−) |
PO43−, CO32−, SO42−, NO3−, NO2−, ClO4−, F− |
OH−, Cl−, Br−, I−, S2− |
Тяжело разряжаются (только из расплавов), в водном растворе электролизу подвергается вода с выделением кислорода |
Легко разряжаются |